AULA - Arquitetura Atômica e Molecular

2ª Edição

D I S C I P L I N A

Arquitetura Atômica e Molecular

O estado sólido Autores Ótom Anselmo de Oliveira Joana D’Arc Gomes Fernandes

aula

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Governo Federal Presidente da República

Luiz Inácio Lula da Silva Ministro da Educação

Fernando Haddad Secretário de Educação a Distância

Ronaldo Motta

Reitor

José Ivonildo do Rêgo Vice-Reitora

Ângela Maria Paiva Cruz Secretária de Educação a Distância

Vera Lucia do Amaral

Secretaria de Educação a Distância (SEDIS) Coordenadora da Produção dos Materiais

Célia Maria de Araújo Coordenador de Edição

Ary Sergio Braga Olinisky Projeto Gráfico

Ivana Lima Revisores de Estrutura e Linguagem

Eugenio Tavares Borges Marcos Aurélio Felipe Pedro Daniel Meirelles Ferreira

Ilustradora

Carolina Costa Editoração de Imagens

Adauto Harley Carolina Costa Diagramadora

Mariana Araújo de Brito Adaptação para Módulo Matemático

Thaisa Maria Simplício Lemos

Revisoras de Língua Portuguesa

Janaina Tomaz Capistrano Sandra Cristinne Xavier da Câmara

Divisão de Serviços Técnicos Catalogação da publicação na Fonte. Biblioteca Central Zila Mamede – UFRN

Oliveira, Ótom Anselmo de Arquiteturaa atômica e molecular / Ótom Anselmo de Oliveira, Joana D’arc Gomes Fernandes – Natal Arquitetur (RN) : EDUFRN – Editora da UFRN, 2006. 280 p.

ISBN 85-7273-278-0 1. Ligações químicas. 2. Modelos atômicos. 3. Tabela periódica. I. Fernandes, Joana D”arc Gomes. II. Título.

RN/UF/BCZM

2006/18

CDU 541 CDD 541.5

Todos os direitos reservados. Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa da UFRN - Universidade Federal do Rio Grande do Norte.

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Apresentação Nesta aula, teremos uma visão de como os átomos, íons e moléculas estão ordenados no espaço formando os sólidos. Vamos aprender a diferenciar sólidos amorfos dos cristalinos com relação à estrutura e a algumas de suas propriedades. Abordaremos algumas das estruturas cristalinas e as correlacionaremos com as ligações químicas que você estudou em aulas anteriores. Também, relacionaremos a estrutura dos sólidos com sua densidade e com algumas propriedades observadas no nosso cotidiano.

Objetivos 1 2

Identificar os tipos de células unitárias que compõem o sistema cristalino cúbico.

3

Prever a estrutura de um sólido iônico, baseado na relação limite de raios.

4

Correlacionar as ligações químicas, estruturas e propriedades nos sólidos cristalinos.

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Diferenciar sólidos amorfos de cristalinos.

Calcular a densidade de um sólido cristalino.

Aula 14 Arquitetura Atômica e Molecular

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Os sólidos química do estado sólido tem sido bastante explorada nas últimas décadas em virtude do desenvolvimento de novos materiais. Por isso, vamos estudar um pouco sobre este estado da matéria. Chamamos de sólido a matéria que tem uma forma rígida e definida, podendo ser classificado, quanto a sua organização interna, em: amorfos e cristalinos.

A

Os sólidos amorfos são aqueles que não têm uma organização interna repetida a longo alcance. São exemplos de sólidos amorfos, vidros, borrachas e plásticos. Uma das características desses sólidos é o amolecimento lento, quando aquecidos. Já os sólidos cristalinos caracterizam-se por apresentarem uma ordem que se repete a longas distâncias e, quando aquecidos, se fundem em temperaturas definidas. Deve-se registrar que muitos sólidos podem apresentar regiões cristalinas e nãocristalinas. Isso ocorre principalmente com os plásticos.

Sólidos cristalinos Os sólidos cristalinos, pelas suas características, são classificados em: - sólidos metálicos – formados por átomos metálicos unidos por ligação metálica; - sólidos covalentes – constituídos de átomos ligados covalentemente por toda a extensão do sólido; - sólidos iônicos – constituídos de cátions e ânions unidos por ligação iônica; - sólidos moleculares – formados por átomos ou moléculas discretas unidas por forças intermoleculares. 2


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A estrutura interna destes sólidos é descrita como uma rede tridimensional de átomos, íons ou moléculas ordenadas a longas distâncias, formando um retículo cristalino . A menor unidade que se repete ao longo de todo o retículo é denominada de célula unitária , a qual é especificada pelos parâmetros de rede a, b, c, , e , como mostra a Figura 1. Embora existam sete possíveis combinações diferentes dos parâmetros de rede, originando os sete sistemas cristalinos, nesta disciplina vamos abordar apenas o sistema cúbico (os demais tipos de célula unitária serão estudados na disciplina Química dos Materiais).

Figura 1 – Célula unitária cúbica mostrando os parâmetros a, b, c e os ângulos , e

Neste sistema, a = b = c e = = = 90o, e as espécies químicas que formam os sólidos podem ocupar os vértices, o centro e o centro das faces do cubo. Existem três simetrias para o sistema cúbico, que são: cúbico simples ou primitivo , representado por (CS ou P); cúbico de corpo centrado (CCC); e cúbico de face centrada (CFC). Veja a Figura 2.

Cúbico de Face Centrada Alguns autores representam CS, CCC, CFC com letras minúsculas, cs, ccc e cfc.

Figura 2 – (a) Célula unitária cúbica simples; (b) célula unitária cúbica de corpo centrado; (c) célula unitária

cúbica de face centrada.

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Sólidos metálicos Empacotamento compacto hexagonal (EDH) Às vezes, o empacotamento compacto hexagonal é representado pela sigla HCP, em inglês, hexagonal close-packed .

Nos sólidos metálicos, os pontos específicos da rede cristalina são ocupados por átomos metálicos unidos por ligação metálica. Essas ligações são não-direcional, conseqüentemente, não existem restrições em relação ao número e à posição dos átomos vizinhos mais próximos, mas eles devem estar distribuídos da maneira mais simétrica possível. Por isso, existe um número relativamente elevado de vizinhos mais próximos ligados a um átomo no sólido. Esse número é denominado número de coordenação (NC) . A maioria dos metais cristalizase em estruturas compactas, como a cúbica de face centrada (CFC) ou de empacotamento compacto hexagonal (EDH), também denominada hexagonal compacta (HC). Na Figura 3, está representada a célula unitária hexagonal compacta.

Figura 3 − Célula unitária hexagonal compacta

Devido ao caráter não-direcional das ligações metálicas, os átomos nos metais podem deslizar uns sobre os outros, e os elétrons que formam as ligações, por não se encontrar preso diretamente a nenhum dos átomos, se ajustam rapidamente, mantendo-os unidos na sua nova posição. Isso explica algumas propriedades características dos metais, como maleabilidade e ductilidade. A maioria das ligações metálicas é relativamente forte e, em decorrência disso, grande parte dos metais têm elevado ponto de fusão, são duros, e alguns deles são altamente resistentes à corrosão. Os metais que possuem temperatura de fusão elevada são classificados como materiais refratários. Nesse grupo, podemos citar: nióbio (Nb), 2415 oC; molibdênio (Mo), 2610 °C; tungstênio (W), 3410 °C; e tântalo (Ta), 2996 oC.

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Atividade 1 Pesquise, nas referências desta aula e em questões.

sites ,

e responda às seguintes

a) Cite no mínimo três aplicações para os metais Ti, Mo, W e Ta. b) Quais são os cinco metais de transição d mais densos? Onde eles estão localizados na tabela periódica? Explique a alta densidade desses metais.

Sólidos iônicos Os retículos iônicos são formados por íons negativos, os ânios, que ocupam as posições do retículo cristalino, sendo os cátions distribuídos nos interstícios tetraédricos ou octaédricos formados na rede. As ligações iônicas que mantêm unidos os cátions e os ânions são ligações nãodirecionais, por isso o número de ânions que circundam os cátions deve ser o maior possível, e deve estar distribuído de maneira simétrica para minimizar as forças repulsivas e maximizar as forças atrativas. Nesses sólidos, a estrutura depende diretamente da relação entre o raio do cátion e o do ânion, variando, portanto, de um composto para outro. Para o NaCl, por exemplo, tem-se: Relação limite de raios =

r+ r –

=

0,102 nm = 0,564 0,181 nm

Observando o Quadro 1, constata-se que o valor encontrado, 0,564, encontra-se no intervalo entre 0,414 e 0,732. Isso indica que seis íons sódio (Na+) estão ligados diretamente a seis íons cloretos (Cl-) e vice-versa, portanto, o número de coordenação (NC) é seis para ambos os íons. A notação comumente usada é: NC (6, 6), o primeiro número indica o NC do cátion e o segundo o do ânion.

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Relação limite de raios r + /r -

Substância iônica

Estrutura

Número de coordenação (NC)

0,225-0,414

ZnS

CFC

(4, 4)

0,414-0,732

NaCl

CFC

(6, 6)

0,732-1,00

CsCl

Cúbica simples

(8, 8)

Quadro 1 – Relação de raios e estrutura cristalina dos sólidos iônicos NaCl O NaCl também é chamado de sal de rocha ou sal-gema.

O NC 6 indica que a estrutura do NaCl é formada a partir de um arranjo CFC de íons Cl- com os íons Na+ ocupando os interstícios octaédricos da estrutura. Observando a Figura 4 a seguir, você perceberá claramente que os íons Na+ são rodeados por seis íons Cl- e viceversa, e que os íons Cl- ocupam as posições do retículo cristalino.

Figura 4 – Estrutura cúbica de face centrada (CFC) para um composto iônico, tipo NaCl. (a) Representação da célula unitária. (b) Representação

de uma rede tridimensional da estrutura CFC. Observe o NC 6 para cátions e ânions.

Quando a relação entre os raios é menor do que 0,414 e maior do que 0,225, os ânions formam uma estrutura CFC, ocupando os vértices e o centro das fases do cubo e os cátions ocupam os interstícios tetraédricos. Um exemplo de substância que apresenta esse tipo de estrutura é o sulfeto de zinco (ZnS), também conhecido como blenda de zinco, cuja razão entre os raios do Zn2+ /S2- é Zn 2+ 0,060 nm = = 0,326 S 2– 0,184 nm sugerindo um NC (4, 4). Nesse caso, os íons S2- ocupam os pontos da rede CFC e os íons Zn2+ ocupam a metade dos interstícios tetraédricos. Veja a Figura 5.

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Figura 5 – (a) Célula unitária da estrutura CFC, formada por íons sulfetos (S 2-), e o íon Zn 2+ ocupando a metade

dos intertísios tetraédricos. (b) Observe o NC 4 para o ZnS.

Os sólidos iônicos geralmente são duros, frágeis, têm um elevado ponto de fusão e são quebradiços. Essas propriedades indicam a presença de fortes interações atrativas entre cátions e ânions. Esses sólidos não conduzem corrente elétrica, entretanto, quando passam à fase líquida, tornam-se bons condutores de eletricidade.

Sólidos iônicos Existem outras estruturas mais complexas para os sólidos iônicos, os quais iremos estudar posteriormente na disciplina Química dos Materiais.

Atividade 2 1

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Como foi visto no assunto anterior, podemos prever a estrutura de um sólido iônico baseado na relação limite dos raios. Considerando os raios dos íons Cs+ igual a 0,167 nm e do Cl- 0,181 nm, qual será a estrutura do cloreto de césio (CsCl)?

2

Pesquise nas referências indicadas nesta aula, qual a estrutura cristalina no cloreto de césio (CsCl) e compare com a estrutura prevista. Descreva e desenhe a estrutura pesquisada.

3

A que podemos atribuir a baixa condutividade elétrica nos sólidos iônicos?


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Sólidos covalentes Os sólidos covalentes, também chamados de sólidos reticulares, são constituídos por átomos ligados covalentemente, através de toda a extensão da rede cristalina. Essas ligações são direcionais, pois os elétrons que formam as ligações encontram-se localizados entre os átomos, sendo a estrutura cristalina nesses sólidos definida pelo número de ligações covalentes , que cada um dos átomos forma. O caráter direcional dessas ligações gera um sólido com estrutura aberta. O diamante, quartzo (SiO2, encontrado nos grãos de areia) e o carbeto de silício (SiC, abrasivo usado nas lixas) são exemplos típicos de sólidos covalentes. Neles, cada átomo de carbono, ou de silício, tem quatro elétrons de valência ocupando quatro orbitais híbridos sp 3. Quando dois orbitais sp 3 de átomos distindos se sobrepõem, ocorre a formação de uma ligação covalente (sp 3- sp 3). Cada átomo forma quatro ligações covalentes (sp 3 - sp 3) com quatro átomos vizinhos, ficando um átomo no centro de um tetraedro regular, e quatro átomos ocupam os vértices do tetraedro (veja a Figura 6).

Figura 6 – (a) Estrutura da célula unitária do carbono diamante. Observe que cada átomo forma quatro ligações

, e que um átomo de carbono ocupa o centro do tetraedro. (b) Estrutura da célula unitária do carbeto de silício (SiC), observe que o Si ocupa o centro do tetraedro, e encontra-se ligado a quatro átomos de carbono. 3

3

(sp - sp )

Nesses sólidos, como os elétrons que formam as ligações , encontram-se fortemente ligados aos átomos, não existem elétrons livres. Isso explica a baixa condutividade elétrica nesses sólidos, eles são isolantes ou semicondutores. Além disso, são extremamente duros e frágeis, com ponto de fusão elevado e baixa densidade.

Dureza é a resistência que os materiais apresentam ao desgaste, ou seja, a resistência que a superfície de um material tem ao risco. Um material é considerado mais duro que outro quando consegue riscar esse outro deixando um sulco. A escala de dureza de Mohs é usada em mineralogia para se determinar a dureza dos materiais, e varia de 1 a 10. O valor 1 corresponde ao mineral menos duro que se conhece, o talco. O valor 10 é atribuído à dureza do diamante, o mineral mais duro que se conhece.

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Sólidos moleculares Nos sólidos moleculares, as posições do retículo cristalino são ocupadas por átomos, como argônio, criptônio, ou moléculas como H O, CO ou fulerenos. As espécies químicas formadoras da rede podem ser polares ou apolares e estão unidas entre si por forças intermoleculares do tipo dipolo-dipolo, forças de London ou ligação hidrogênio. Um exemplo é o fulereno, que é uma das formas alotrópicas do carbono que se cristaliza em um arranjo cúbico de faces centradas de moléculas C60,ligadas entre si por forças de London. A estrutura molecular do fulereno, C60, e sua célula unitária estão representadas na Figura 7. 2

(a)

2

(b)

Figura 7 – (a) Estrutura molecular do fulereno, C 60. (b) Arranjo cristalino cúbico de faces centradas (CFC) de

moléculas C60.

Esses sólidos têm pontos de fusão pouco elevados (em geral abaixo de 200 °C) e baixa dureza porque seus constituintes estão unidos por forças intermoleculares relativamente fracas.

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Carbono Até meados de 1980, acreditava-se que o carbono sólido existia em apenas duas formas alotrópicas, diamante e grafite. Em 1985, cientistas da Universidade Rice, em Houston, E.U.A., e da Universidade de Sussex, na Inglaterra, descobriram uma nova forma molecular do carbono sólido, que foi denominado buckminsterfulereno ou fulerenos. O prêmio Nobel de Química de 1996 foi concedido aos cientistas Richard Smalley, Robert Curl e Harry Kroto pela descoberta do buckminsterfulereno.


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Atividade 3 1

2 Tipo de sólido

Você provavelmente já deve ter observado que bolinhas de naftalina (nome usual do composto orgânico naftaleno), usadas para evitar baratas e traças em nossas casas, têm suas massas diminuídas gradativamente, à temperatura ambiente, terminando por desaparecer sem deixar resíduos. Pesquise nas referências desta aula a fórmula molecular e estrutural do naftaleno. Que tipo de sólido ele forma? Como pode ser explicada a diminuição gradativa da sua massa, quando esse composto sólido encontra-se exposto à temperatura ambiente? Como esse fenômeno é denominado? Resuma o que você aprendeu, preenchendo a tabela a seguir.

Partículas (átomos, íons ou moléculas) que formam a célula unitária

Forças ou ligações químicas que unem as partículas

Propriedades

Exemplos

Metálico

Iônico

Covalente

Molecular

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Densidade dos sólidos Você aprendeu na disciplina Medidas e Transformações Químicas que a densidade (d ) é calculada dividindo-se a massa (m ) de um corpo pelo seu volume (V ). Então, d=

m V

(eq. 1).

Para se determinar a densidade teórica de um sólido cristalino, dividi-se a massa da célula unitária pelo volume da mesma. Para tanto, precisamos identificar o tipo de célula unitária que forma o retículo cristalino em estudo e determinar sua massa e volume. Como exemplo, vamos calcular a densidade do cobre que tem estrutura do tipo CFC. Para isso, o primeiro passo é calcular a massa da célula unitária. Nesse tipo de célula, cada átomo em um vértice é compartilhado por oito células unitárias, enquanto um átomo no centro da face compartilha com apenas duas células. Portanto, cada átomo nos vértices contribui com 1/8 e o átomo da face, com ½. A Figura 8 mostra como os átomos localizamse nas células unitárias do sistema cúbico e que frações das esferas estão dentro dos limites do cubo. No Quadro 2, estão relacionadas as contribuições dos vértices, faces e centro e o número de átomos por célula unitária.

Figura 8 – As três unitárias do sistema cúbico. Representação das frações dos átomos que pertecem às células.

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Número de Vértice por célula unitária

Contribuição para a célula unitária por vértice

8

Contribuição total de átomos dos vértices por célula unitária 8x

= 1 átomo

Número de faces por célula unitária

Contribuição para a célula unitária por face

Contribuição total de átomos das faces por célula unitária

6

½

6 x ½ = 3 átomos

Centro do cubo

Contribuição para a célula unitária

Contribuição total por célula unitária

1

1

1

Quadro 2 – Fração do átomo em várias posições da célula unitária

e o número de átomos por célula unitária

O total de átomos por célula unitária é calculada pela soma das contribuições dos vértices, faces e centro. A célula unitária CFC tem átomes nos vértices e no centro das faces, portanto, o total de átomos associado a essa célula é dado pela soma das contribuições dos vértices com a das faces, conforme a equação: total de átomos = 8 vértices (1/8) + 6 faces (1/2) = 4 átomos .

Calculado o número de átomos associados à célula unitária, vamos determinar a sua massa (m) em gramas, usando a seguinte expressão: m=

n × MM (eq. 2). N A

Nessa expressão, n = número de átomos associados a cada célula unitária; MM = massa molar; N A = número de Avogadro (6,023 x 1023 átomos/mol). No nosso exemplo, n = 4 e MM = 63,54. Substituindo esses valores na equação 2, calcula-se a massa da célula unitária do Cu. m =

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4 × 63,54 g = 4,22 × 10 -22 g/ átomo 23 6,023 × 10 átomos

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a

√

a 2

√

4r = a 2

Figura 9 – Estrutura cúbica (CFC). (a) Representação da célula unitária. (b) Representação diagonal do centro da

face onde os átomos se tocam.

Podemos agora calcular a aresta da célula. O raio do Cu é 0,1278 nm, que é igual a 1,278 x 10-8 cm.

√

4r = a 2 √ a = 2r 2

(eq. 3)

Substituindo o valor da aresta na equação de volume, V = a 3, encontramos o volume da célula unitária. V = a 3

 √ 

3

V = 2r 2

8

V = (2

× 1, 278 × 10− V = 4, 723 × 10− cm 23

√

cm 2)3

3

Finalmente, vamos calcular a densidade do cobre, dividindo a massa da célula unitária pelo volume. 4, 22 × 10−22 g d = 4, 723 × 10−23 cm3 d = 8, 93 g cm−3

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√

Na estrutura CCC, os átomos tocam-se ao longo da diagonal do cubo que é a 3, veja a

Figura 10 .

Figura 10

√

Se a 3 = 4r , a aresta é a =

4r √

3

O cromo, o ferro, o tungstênio são exemplos de metais que exibem estrutura CCC. Nesta estrutura, dois átomos estão associados a cada célula CCC, um átomo corresponde à contribuição dos vértices, da mesma maneira que na estrutura CFC e o outro corresponde ao átomo localizado no centro do cubo, totalizando dois átomos por c élula unitária.

Atividade 4 Calcule a densidade dos seguintes metais, dada a estrutura cristalina e o raio:

a) do Tungstênio (W), r W = 0,141nm, estrutura CCC; b) da Platina (Pt), r pt = 0,139 nm, estrutura CFC.

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Vamos agora calcular a densidade de um sólido iônico , tendo como exemplo o NaCl, que tem célula unitária CFC. Como você pode observar na estrutura do NaCl, mostrada na Figura 4, os íons Cl- formam um retículo cristalino CFC com os íons Na+ ocupando os vazios intersticiais octaédricos. Como determinamos no exemplo anterior, a contribuição dos vértices é de 1 íon Clpor célula unitária, e três íons Cl- correspondente à contribuição das faces, perfazendo um total de 4 íons Cl- por célula unitária de NaCl. Para manter a neutralidade de carga na célula unitária de NaCl, deverá haver também, o equivalente a quatro íons Na+ por célula unitária. Portanto, são 4 pares de íons por célula unitária. Calculado o número de íons por célula unitária, vamos determinar a massa de uma célula unitária, conhecendo-se a MM do Na = 22,99 e do Cl = 35,45. m=

m =

n × MM + n MM N A

(4Na + × 22,99 g/mol) + (4Cl - × 35,45 g/mol) 6,023 × 10 23 m = 3,88 × 10 −22 g

O volume da célula unitária é a 3. Nesse sólido a = 2(r Na+ + r Cl-), sendo r Na+ = 0,102 nm e r Cl- = 0,181 nm. Então, a = 2(0,102nm + 0,181nm) = 0,566 nm a = 0,566nm × 10 -7 cm nm-1 = 5,66 × 10-8 cm

Substituindo na equação do volume, V = a 3 = (5,66 × 10-8 cm)3 V = 1,81 × 10-22 cm3

Determinada a massa e o volume calculamos a densidade do NaCl

d=

m V

=

3,88 × 10-22 g 1,81 × 10-22 cm3

d = 2,14 g cm-3

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Atividade 5 A estrutura cristalina do cálcio (CaO) é CFC. A partir do conhecimento de sua estrutura e dos raios iônicos do Ca2+ e do O2-, calcule a densidade em gramas por cm3 desse óxido. Os raios iônicos são Ca2+ = 0,100 nm e O2- = 0,140 nm.

a t s o p s e r a u s

Sólidos amorfos Amorfo A palavra amorfo tem origem grega, significando sem forma.

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s sólidos amorfos ou não-cristalinos não apresentam estrutura interna com ordem de longo alcance, seus átomos não possuem a organização periódica dos cristais. As estruturas desses sólidos, às vezes são comparadas com um líquido superresfriado, no qual as moléculas que estavam em movimento ficaram repentinamente inertes, presas em uma configuração desordenada. Vidro, borracha e plásticos são exemplos de sólidos não-cristalinos ou amorfos.

O


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Resumo De acordo com o grau de organização das espécies que formam os sólidos, eles podem ser cristalinos ou amorfos. Nos sólidos cristalinos, há um arranjo repetitivo de longo alcance, formado por átomos, íons ou moléculas e são classificados em quatro tipos: sólidos metálicos, iônicos, covalentes e moleculares, dependendo das espécies que os formam. As propriedades dos sólidos dependem dos constituintes da rede cristalina e das ligações que os unem. O menor arranjo que se repete em todo o sólido, formando a rede cristalina, é chamado de célula unitária e elas podem ser: cúbica simples ou primitiva (CS ou P), de face centrada (CFC) e de corpo centrado (CCC). Muitos metais apresentam estrutura cristalina hexagonal compacta (HC). As ligações metálicas e iônicas são ditas não-direcionais, enquanto as ligações covalentes são direcionais. Por isso, os sólidos metálicos e os iônicos apresentam retículos cristalinos densamente empacotados, enquanto os covalentes apresentam estruturas mais abertas, menos densas. A estrutura dos sólidos iônicos pode ser prevista conhecendo-se os raios dos íons que os compõem. Também aprendemos que a densidade de qualquer sólido cristalino pode ser calculada a partir de sua célula unitária.

Auto-avaliação 1

Em termos estruturais, o que difere um sólido cristalino de um sólido amorfo?

2

Defina célula unitária.

3

Por que geralmente os sólidos metálicos e iônicos são mais densos do que os sólidos covalentes?

4

Baseado na relação limite de raios, dê o número de coordenação e a estrutura do óxido de níquel (NiO). O raio do Ni2+ é 0,069 nm e do O2- 0,140 nm.

5

O gás carbônico no estado sólido é conhecido como gelo seco, este passa para o estado gasoso sem deixar resíduos à temperatura muito baixa. Que tipo de força química existe unindo as moléculas de CO2 no gelo seco?

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6

O gelo é a água no estado sólido, que tipo de sólido é o gelo? Por que o gelo flutua na água líquida?

7

A estrutura cristalina do cromo é CCC e sua densidade é 7,20 g cm-3. A massa molar do Cr é 52,00 g. Com esses dados, calcule o raio atômico do Cr.

8

A célula unitária da prata é CFC. A densidade da prata é 10,5g cm-3, sua massa molar é 107,87g e o raio atômico é 0,1444 nm. Baseado nesses dados, dê: a) quantos átomos tem a célula unitária da prata. b) Qual a estrutura cristalina da prata.

9 10

Calcule a densidade do FeO, sabendo-se que ele tem uma estrutura CFC de íons O2- e que os íons Fe2+ ocupam os interstícios octaédricos. O óxido de magnésio possui estrutura semelhante ao NaCl e uma densidade de 3,58 g cm-3. Baseado nesses dados, calcule o comprimento da aresta da célula unitária do MgO.

Referências ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química . Porto Alegre: Bookman, 2001. BRADY, J. E.; RUSSEL, J. E.; HOLUM, J. R. Química: a matéria e suas transformações. 3.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2003. v. 1 e 2. GARRITZ, A.; CHAMIZO, J. A. Química. São Paulo: Prentice Hall, 2003. J. D. LEE. Química inorgânica não tão concisa . 5.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1999. KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química e reações químicas . 4.ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v. 1 e 2. MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química: um curso universitário. 4.ed. São Paulo: Edgard Blücher LTDA, 1993. SHRIVER, D. F. E ATKINS, P. W. Química inorgânica . 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2003.

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Anotações

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Anotações

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Arquitetura Atômica e Molecular – INTERDISCIPLINAR

EMENTA

Estrutura atômica e periodicidade dos elementos. Estrutura molecular e as ligações químicas. Forças intermoleculares.

As interações nos líquidos. Ligações químicas nos sólidos. Química nuclear.

AUTORES

> Ótom Anselmo de Oliveira > Joana DÁrc Gomes Fernandes

AULAS

01

Evolução dos modelos atômicos de Leucipo a Rutherford

02

Quantização de energia e o modelo de Bohr

03

Natureza ondulatória da matéria

04

O Modelo atômico atual e os números quânticos

05

A Configuração eletrônica dos átomos

06

Tabela periódica dos elementos

07

Propriedades periódicas dos elementos

08

Ligações químicas: como se formam?

09

Ligações covalentes – formas moleculares e hibridização

10

Ligações covalentes - teoria do orbital molecular

11

As ligações iônicas

12

Ligação metálica e a teoria das bandas

13

As forças intermoleculares

14

O estado sólido

15

Radioquímica

AULA - Arquitetura Atômica e Molecular

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